2. Los enlaces químicos son las fuerzas que mantienen
unidos a los átomos en las moléculas de los elementos
(O2 y Cl2); de compuestos (CO2 y H2O) y de metales.
Los átomos se combinan con el fin de alcanzar una
configuración electrónica más estable.
La estabilidad máxima se produce cuando un átomo es
isoelectrónico con un gas noble.
Solo los electrones externos de un átomo pueden ser
atraídos por otro átomo cercano.
En la formación de enlaces químicos solo intervienen
los electrones de valencia.
Concepto de Enlace
3. Los símbolos de puntos o de electrón punto, llamados
símbolos de Lewis son una forma útil de mostrar los
electrones de valencia de los átomos y de seguirles la pista
durante la formación de enlaces.
El símbolo de electrón punto para un elemento consiste en el
símbolo químico del elemento, mas un punto por cada, electrón
de valencia.
El símbolo del elemento representa el núcleo y los
electrones internos, es decir, el interior del átomo. Los
símbolos de Lewis se usan principalmente para los
elementos de los bloques s y p
Símbolos de Lewis
4. Un enlace iónico es la fuerza de atracción
electrostática que mantiene unidos a los iones
en un compuesto iónico.
La gran variedad de compuestos iónicos están
formados por un metal del grupo IA o IIA y un
halógeno u oxigeno.
Los metales alcalinos y alcalinotérreos (baja energía
de ionización) son los elementos con más posibilidad
de formar cationes y los halógenos y el oxigeno
(electroafinidad alta), los más adecuados para
formar aniones.
Enlace Iónico
5. Ejemplo: Mediante el empleo de símbolos de
Lewis, represente la reacción entre un átomo de
litio y un átomo de fluor para formar LiF
F
Li
F
Li
Fórmula
empírica: LiF
Enlace Iónico
7. • Son sólidos a temperatura ambiente y tienen punto de
fusión elevado (mayor a 400 ºC) porque las fuerzas
electrostáticas que mantienen unidos a los iones es un
compuesto iónico son muy fuertes.
• En el estado sólido cada catión esta rodeado por un
número especifico de aniones y viceversa.
• Son duros y quebradizos, solubles en agua, y sus
disoluciones acuosas conducen la electricidad, debido a que
estos compuestos son electrolitos fuertes.
• También conducen la electricidad, al estado fundido.
• Al estado sólido son malos conductores de la electricidad.
Propiedades de los Compuestos Iónicos.
8. Estos compuestos son enormes agregados de cationes y aniones
que tienen una disposición espacial determinada.
Una medida de la estabilidad de un sólido iónico es su energía
reticular, o energía de red cristalina del sólido, que se define
como la energía requerida para separar completamente un mol
de un compuesto iónico sólido en sus iones en estado gaseoso.
NaCl (s) Na+ (g) + Cl- (g) ∆Hred =788kJ/mol
Compuestos Iónicos.
9. Las energías de red son difíciles de medir experimentalmente, por
lo general se calculan empleando los ciclos de Born Haber. Los
valores de las energías de red dependen de las cargas y del
tamaño de los iones implicados.
El proceso inverso, la formación de un compuesto iónico sólido a
partir de sus iones gaseosos es un proceso exotérmico.
Ejercicios:
Describa la formación de los siguientes compuestos iónicos a
partir de los átomos respectivos:
a) óxido de aluminio, b) hidruro de litio, c) nitruro de magnesio,
d) fluoruro de calcio.
Escriba las fórmulas de los compuestos formados.
Compuestos Iónicos.
10. G. Lewis propuso que los enlaces químicos en las moléculas se
forman cuando los átomos comparten pares de electrones
externos.
Un átomo puede adquirir la configuración electrónica de gas
noble, compartiendo electrones con otros átomos. Lewis supuso
que los electrones no compartidos también se aparean. Sugirió
que los grupos de ocho electrones (octetos) en torno a los
átomos tienen gran estabilidad.
I. Langmuir sugirió el nombre de enlace covalente para un par
compartido de electrones. El enlace químico que se forma
compartiendo un par de electrones se llama enlace
covalente.
Enlace Covalente.
11. Los símbolos de Lewis se combinan en estructuras
de Lewis, o estructuras de puntos por electrones.
H
H
H
H
Ejemplo: la molécula de H2
H─H
El par de electrones compartidos proporciona a cada
átomo de H dos electrones adquiriendo la configuración
electrónica externa del gas noble helio.
Enlace Covalente.
12. En el enlace covalente cada electrón del par
compartido es atraído por los núcleos de
ambos átomos.
Esta atracción mantiene unidos a los
dos átomos en la molécula de H2 y es la
responsable de la formación de enlaces
covalentes en otras moléculas.
Enlace Covalente.
13. En átomos polielectrónicos, solo participan los
electrones de valencia en la formación de
enlaces covalentes.
Los pares de electrones de valencia que no
participan del enlace, o electrones no compartidos (o
no enlazantes), se denominan pares libres o pares
solitarios.
F
F
F
F
F
F
Pares libres
Enlace Covalente.
14. Una estructura de Lewis es la representación de un enlace
covalente, donde el par electrónico compartido se indica con
líneas o como pares de puntos entre átomos, y los pares
libres, no compartidos se indican como pares de puntos
alrededor de los átomos individuales. Solo se muestran los
electrones de valencia
Ejemplo: molécula de H2O
Estructuras de Lewis
H
-
O
-
H
H
O
H
o
15. REGLA DE OCTETO, formulada por Lewis:
”Un átomo diferente del hidrogeno tiende a formar
enlaces, ganando, perdiendo o compartiendo electrones,
hasta quedar rodeado por ocho electrones de valencia”.
Un octeto significa tener cuatro pares de electrones de valencia
dispuestos alrededor del átomo.
La regla del octeto funciona principalmente para los elementos
del segundo periodo de la tabla periódica. Estos elementos
tienen subniveles 2s y 2p que pueden contener un total de
ocho electrones.
Regla de Octeto
16. Tipos de enlaces covalentes
• Enlace sencillo: dos átomos se unen por medio de un par de
electrones.
• Enlaces múltiples: dos átomos comparten dos o más pares de
electrones.
• Enlace covalente no polar: los electrones se comparten por igual entre
dos átomos, por ejemplo: H2 y F2. Es el caso de dos átomos iguales
enlazados.
• Enlace covalente polar: uno de los átomos (el más electronegativo)
ejerce una atracción mayor sobre el par de electrones compartido que el
otro.
• Enlace covalente dativo: ambos electrones compartidos provienen de
uno solo de los átomos enlazados
Cl
H :
δ
F
δ
H
Las letras griegas + y -
simbolizan las cargas negativas y
positivas parciales creadas
La molécula de cloruro de hidrógeno, es polar porque tiene un enlace
covalente polar.
17. Compuestos covalentes son aquellos que solo contienen
enlaces covalentes.
• La mayoría de los compuestos covalentes son insolubles en
agua
• Si se llegan a disolver las disoluciones acuosas no conducen
la electricidad, porque estos compuestos son no electrolitos.
• Al estado líquido o fundido no conducen la electricidad
porque no hay iones presentes.
Compuestos Covalentes-Propiedades
18. a) Moleculares: existen como moléculas
independientes, se presentan en estado gaseoso
(ejemplo Cloro), líquido (ejemplo: bromo), o sólido
(ejemplo yodo)
b) Macromoleculares: son grandes agregados de
átomos que se hallan unidos por enlaces covalentes
(ejemplo: diamante, grafito, cuarzo), poseen
elevado punto de fusión, son poco volátiles.
Con excepción del grafito, no conducen la corriente
eléctrica.
Tipos de Compuestos Covalentes
19. Polaridad de los Enlaces y Electronegatividad
La electronegatividad es una propiedad que ayuda a distinguir
el enlace covalente no polar del enlace covalente polar
Si existe una gran diferencia de electronegatividad entre los
átomos, tenderá a formar enlaces iónicos (NaCl, CaO)
Si los átomos tienen electronegatividades similares tienden a
formar entre ellos, enlaces covalentes polares porque el
desplazamiento de la densidad electrónica es pequeño.
Solo los átomos de un mismo elemento, con igual
electronegatividad pueden unirse por medio de un enlace
covalente puro.
20. Excepciones a la Regla del Octeto
a) Moléculas con número impar de electrones
En moléculas como ClO2 (19 e-); NO (11 e-); y NO2 (17 e-
), el número total de electrones de valencia es impar.
Es imposible aparear totalmente y lograr un octeto alrededor
de cada átomo.
Las especies con número impar de electrones se llaman
radicales y generalmente son muy reactivas, porque
pueden utilizar el electrón desapareado para formar un
nuevo enlace.
Un birradical es una molécula con dos electrones
desapareados y estos se encuentran en átomos diferentes.
Es el caso de la molécula de oxigeno.
21. b) Moléculas en las que un átomo tiene menos de un octeto
El Be, B y Al, forman compuestos en los que hay menos de
ocho electrones alrededor del átomo central. En compuestos
como el BF3, la estructura de Lewis es:
Solo hay 6 electrones alrededor del
átomo de boro (octeto incompleto).
. Medidas experimentales, sugieren que la verdadera estructura
del BF3 es un híbrido de resonancia entre tres estructuras.
Excepciones a la Regla del Octeto
22. c) Moléculas en las que un átomo tiene más de un octeto
(Octeto expandido).
Los átomos de elementos del 3° periodo de la tabla
periódica, en adelante forman algunos compuestos en los
que hay más de ocho electrones alrededor del átomo central,
porque tienen orbítales 3d disponibles que se pueden
utilizar para el enlace. Estos orbítales permiten que un
átomo forme un octeto expandido.
Excepciones a la Regla del Octeto
23. 1.-Dibuje las estructuras de Lewis para los siguientes
compuestos:
a) Al I3, b) P Cl5 , c) ClF3, d) IF5, e) Se F4 .
2.-Qué especies tienen cantidad impar de electrones:
a) Br , b) OH-, c) NO2, d) PCl2, e) PCl3
3.- Qué especies son deficientes en electrones:
a) BeH2, b) CH3
+, c) CH4, d) NH3, e) NH4
+.
Ejercicios:
24. Geometría Molecular y Teorías de Enlace
La forma de una molécula esta determinada por sus ángulos
de enlace, que son los ángulos formados por las líneas que
unen los núcleos de los átomos de la molécula.
Los ángulos de enlace y la longitud de enlace, definen el
tamaño y la forma de la molécula.
Las estructuras de Lewis no proporcionan información acerca
de la forma de las moléculas, solo indican las localizaciones
aproximadas de los electrones de enlace y los pares solitarios
de una molécula.
25. La geometría que adopta una molécula es aquella en la
que la repulsión electrónica es mínima.
La geometría molecular (GM) es la distribución
tridimensional de los átomos de una molécula.
La forma de una molécula se representa indicando las
posiciones de los átomos en el espacio prescindiendo de los
pares solitarios que pueda tener,
Geometría electrónica (GE) o geometría de sus pares de
electrones es la disposición de los pares de electrones
alrededor del átomo central (A) de una molécula ABn
Geometría Molecular y Geometría Electrónica
26. Teoría del Enlace de Valencia (TEV)
Esta teoría explica los enlaces covalentes en términos de
orbítales atómicos. Supone que los electrones de una
molécula ocupan orbítales atómicos de los átomos
individuales.
La TEV establece que una molécula se forma a partir de la
reacción de los átomos, los cuales al unirse aparean sus
electrones y traslapan (solapan) sus orbítales.
El solapamiento de orbitales permite a dos electrones con
espines opuestos, compartir el espacio común entre los
núcleos y formar así un enlace covalente.
Los electrones de la región de solapamiento, son atraídos
simultáneamente por ambos núcleos, lo que mantiene unidos
a los átomos y forma un enlace covalente.
27. Todos los enlaces covalentes sencillos consisten en un enlace ; en el
mismo, dos electrones apareados se encuentran entre dos átomos.
Un enlace se puede formar al aparearse dos electrones de orbítales
s (Ej: H2), un orbital s y uno p (Ej: HCl) o dos orbítales p (Ej:
Cl2).
Los enlaces múltiples es el resultado del traslape de dos orbitales p
orientados perpendicularmente al eje internuclear.Este traslape bilateral
de orbitales p produce un enlace .
Enlace sencillo: enlace . Enlace doble: enlace y enlace .
Enlace triple: enlace y dos enlaces
Teoría del Enlace de Valencia (TEV)
28. Hibridación de Orbitales
La hibridación es una manera teórica de describir los
enlaces necesarios para explicar una estructura
molecular determinada.
Es una interpretación de la forma molecular; la
forma de la molécula no es una consecuencia de la
hibridación.
● Orbitales híbridos sp
29. El modelo de RPENV predice que es una molécula
lineal.
Configuración electrónica del Be: 1s2 2s2
En su estado fundamental, por tener sus
electrones apareados no forma enlaces covalentes
con el Cl.
Se recurre a la hibridación para explicar el
comportamiento de los enlaces del Be.
Ejemplo: BeCl2
2p
1 OA 2s + 1 OA 2p 2 OAH sp
La hibridación es un proceso en el que se mezclan dos o
más orbítales atómicos de un átomo. Los orbítales
híbridos sp son equivalentes entre si pero apuntan en
direcciones opuestas.
30. ● Orbitales híbridos sp2
2s
2p
Ejemplo BF3. El modelo de RPECV predice una geometría plana
trigonal.
B: 1s2 2s2 2p1
31. Se mezcla el orbital 2s con los dos orbítales 2p y se
generan 3 orbítales híbridos sp2, los que están
orientados hacia los vértices de un triángulo equilátero.
Los tres orbítales atómicos híbridos sp2 están en el
mismo plano, con una separación de 120°, forman tres
enlaces equivalentes con los tres átomos de fluor, para
producir la geometría molecular plana trigonal del BF3.
El orbital p no hibridado es importante para explicar los
dobles enlaces.
32. ● Orbítales híbridos sp3
Ejemplo CH4 C: 1s2 2s2 2px1 2py1
Un orbital s puede mezclarse con los tres orbítales p de la
misma subcapa.
33. Para comprender la formación de moléculas con geometría
bipiramidal trigonal y octaédrica, se deben incluir orbítales
“d” en el concepto de hibridación.
Hibridación sp3d
1 OA “s” + 3 OA “p” + 1 OA “d” 5 OAH sp3d
Los cinco orbítales atómicos híbridos sp3d están orientados
hacia los vértices de una bipirámide trigonal.
Ejemplo átomo de fósforo en PF5 .
Configuración electrónica del P: 3s2 3p3 3d0
Hibridación sp3d2
1 OA”s” + 3 OA “p” + 2 OA “d” 6 OAH sp3d2
Estos seis orbítales atómicos híbridos están orientados hacia
los vértices de un octaedro.
Ejemploátomo de S en SF6
Configuración electrónica del S: 3s2 3p4 3d0
Hibridación con participación de orbítales “d”
34.
35.
36. 1) Se dibuja la estructura de Lewis de la molécula
2) Se determina la geometría de pares electrónicos
(considerar tanto los pares de electrones enlazantes
como los pares libres) empleando el modelo de
RPENV.
3) Se deduce la hibridación del átomo central,
relacionando la geometría electrónica con la
distribución de orbítales híbridos, para dar cabida a
los pares electrónicos.
Ejercicio: Por aplicación de la TEV, explique la formación
de enlaces en los siguientes compuestos: a) BeF2, b) BCl3,
c) CCl4, d) PCl5, e) SCl6
Resumen del procedimiento a seguir para la
hibridación de orbítales atómicos
